Лекция 9. Термодинамика. Термохимия (часть 1)

Химическая термодинамика
ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
1
Основные понятия и определения
•
Химическая термодинамика – это раздел химии,
изучающий взаимные превращения различных форм энергии
при протекании химических процессов.
•
Термодинамическая система (ТД система) – это тело или
группа тел, отделённых от окружающей среды границей
раздела.
Открытая ТД система – это система, которая
обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.
Закрытая ТД система – это система, которая обменивается
с окружающей средой только энергией.
Изолированная ТД система – это система, которая не
обменивается с окружающей средой ни веществом, ни
энергией.
2
• Фаза – это часть ТД системы, обладающая
одинаковыми физическими и химическими свойствами
• Химический компонент – это химически
индивидуальная часть ТД системы (например: Fe, O2, C
…).
Различают: одно-, двух-, многокомпонентные
системы.
• Гомогенная система – система, состоящая из одной
фазы (например: сахар растворённый в воде)
• Гетерогенная система – система, состоящая из
нескольких фаз (песок + вода)
3
Параметры состояния ТД системы – это характеристики ТД
системы, которые можно измерить (V, T, P, m …). Интенсивные и
экстенсивные (свойство аддитивности).
 Изотермические процессы: Т = const
 Изобарные процессы:
Р = const
 Изохорные процессы:
V = const
Термодинамические функции – это характеристики
состояния ТД системы, которые зависят от простых параметров:
 U – внутренняя энергия;
 Н – энтальпия;
 S – энтропия;
 G – энергия Гиббса.
U, Н, S, G – функции состояния, их изменение не
зависит от пути протекания процесса.
4
Внутренняя энергия
• Внутренняя энергия U - это общий запас энергии
колебательного, вращательного, поступательного и
т.д. движения частиц системы, кроме
потенциальной и кинетической энергии системы в
целом
U – изменение внутренней энергии
Абсолютное значение U измерить невозможно
5
Первый закон термодинамики
•Теплота (Q), полученная ТД системой, расходуется на
изменение её внутренней энергии (U) и совершение
работы (А).
Q = U + А
А – суммарная работа, совершаемая системой.
6
Энтальпия
Qp = U + p·V = U2 – U1 + p(V2 – V1) =
(U2 + pV2) - (U1 + pV1) = H2 – H1
H = U + p·V
Изменение энтальпии равно изменению
внутренней энергии ТД системы и совершению
работы расширения.
Qp = |H|
Тепловой эффект при постоянном давлении
равен изменению энтальпии.
7
Энтальпийная диаграмма
Q = - H
•Экзотермические реакции: Q > 0, H < 0
•Эндотермические реакции: Q < 0, H > 0
Энтальпия – функция состояния ТД системы,
характеризующая её теплосодержание
8
Стандартная энтальпия
Стандартная энтальпия (Hо) – изменение
энтальпии реакции в стандартных условиях.
Стандартные условия
•Давление 1,013·105 Па
•Температура 298 К
Различают
Стандартную энтальпию
образования вещества
Hоf
Стандартную энтальпию
химической реакции
Hоr
9
Стандартная энтальпия образования вещества
Hоf – количество теплоты, которое поглощается
или выделяется при образовании одного моля сложного
вещества из простых веществ при стандартных условиях.
[Hоf] = кДж/моль
Hоf – справочная величина.
Энтальпии образования простых веществ в
термодинамически устойчивом состоянии равны нулю.
Hоf (О2, Cграфит, Sромбическая, Snбелое …) = 0 кДж/моль
10
Термохимические уравнения
Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(г);
Ноf(Н2О) = - 241,8 кДж/моль
Особенности термохимических уравнений:
•указывается агрегатное состояние веществ (г, ж, к);
•указывается знак и значение Но или Q;
Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(ж); Ноf(Н2О) = - 285,3 кДж/моль
•возможны дробные коэффициенты.
11
Закон Гесса.
Энтальпия химической реакции.
•1840 г. Г.И. Гесс
Тепловой эффект химической реакции
(энтальпия реакции) не зависит от пути её
протекания, а определяется только начальным и
конечным состоянием исходных веществ и продуктов
реакции.
 
исходные
вещества
 
 
 
 
 
продукты
реакции
  +  = +  + 
12
Следствия из закона Гесса
1. Энтальпия химической реакции равна сумме
энтальпий образования продуктов реакции за вычетом
суммы энтальпий образования исходных веществ.
Hоr = Hоf (прод.) - Hоf (исх. веществ)
2. Энтальпия образования вещества равна, но
противоположна по знаку энтальпии его разложения.
Пример расчета.
2С2Н2(г) + 5О2(г) = 4СО2(г) + 2Н2О(г)
Hоf 266,7
0 -393,5
-241,8 кДж/моль
Hоr = 2(- 241,8) + 4(-393,5) – 2(266,7) = -2591 кДж
13